A vegyszerek azok a dolgok, amelyek a minket körülvevő világot alkotják.

Az egyes kémiai anyagok tulajdonságait két típusra osztják: ezek a kémiai, amelyek más anyagok képzésére való képességüket jellemzik, és a fizikaiak, amelyek objektíven megfigyelhetők és a kémiai átalakulásoktól elkülönítve tekinthetők. Például egy anyag fizikai tulajdonságai az az összesítés állapota(szilárd, folyékony vagy gáz halmazállapotú), hővezető képesség, hőkapacitás, oldhatóság különböző közegekben (víz, alkohol stb.), sűrűség, szín, íz stb.

Egyesek átalakulásai vegyi anyagok más anyagokba való bejutást kémiai jelenségeknek vagy kémiai reakcióknak nevezzük. Meg kell jegyezni, hogy vannak fizikai jelenségek is, amelyek nyilvánvalóan néhány változással járnak fizikai tulajdonságok anyagokat anélkül, hogy más anyagokká alakulnának át. A fizikai jelenségek közé tartozik például a jég olvadása, a víz fagyása vagy elpárolgása stb.

Megfigyeléssel lehet következtetni arra, hogy bármely folyamat során kémiai jelenség játszódik le jellemzők kémiai reakciók, például színváltozás, csapadék, gázfejlődés, hő- és/vagy fényfejlődés.

Így például a kémiai reakciók lefolyásáról következtetést lehet levonni, ha megfigyeljük:

Az üledékképződés a víz forralásakor, amelyet a mindennapi életben vízkőnek neveznek;

Hő és fény felszabadulása a tűz égése során;

Egy szelet friss alma színének megváltoztatása a levegőben;

Gázbuborékok képződése a tészta erjesztése során stb.

A legkisebb anyagrészecskéket, amelyek a kémiai reakciók során gyakorlatilag nem változnak, hanem csak új módon kapcsolódnak egymáshoz, atomoknak nevezzük.

Az ilyen anyagegységek létezésének gondolata felmerült ókori Görögország az ókori filozófusok fejében, ami tulajdonképpen megmagyarázza az „atom” kifejezés eredetét, mivel az „atomos” szó szerint görögül fordítva „oszthatatlant” jelent.

Az ókori görög filozófusok elképzelésével ellentétben azonban az atomok nem az anyag abszolút minimumát jelentik, pl. önmaguknak összetett szerkezetük van.

Mindegyik atom úgynevezett szubatomi részecskékből áll - protonokból, neutronokból és elektronokból, amelyeket rendre p +, n o és e - szimbólumok jelölnek. A használt jelölés felső indexe azt jelzi, hogy a proton egységnyi pozitív, az elektron egységnyi negatív, a neutron töltése nincs.

Ami az atom minőségi szerkezetét illeti, minden atomban az összes proton és neutron az úgynevezett atommagban koncentrálódik, amely körül az elektronok elektronhéjat alkotnak.

A proton és a neutron gyakorlatilag azonos tömegű, azaz. m p ≈ m n, és az elektron tömege majdnem 2000-szer kisebb mindegyikük tömegénél, azaz. m p / m e ≈ m n / m e ≈ 2000.

Mivel az atom alapvető tulajdonsága az elektromos semlegessége, és egy elektron töltése egyenlő egy proton töltésével, ebből arra lehet következtetni, hogy bármely atomban az elektronok száma megegyezik a protonok számával.

Így például az alábbi táblázat az atomok lehetséges összetételét mutatja:

Az azonos magtöltésű atomok típusa, pl. azonos számú protonnal az atommagjukban kémiai elemnek nevezzük. A fenti táblázatból tehát azt a következtetést vonhatjuk le, hogy az atom1 és az atom2 egy kémiai elemhez, az atom3 és az atom4 pedig egy másik kémiai elemhez tartozik.

Minden kémiai elemnek saját neve és egyedi szimbóluma van, amelyet bizonyos módon olvasnak. Így például a legegyszerűbb kémiai elem, amelynek atomjai csak egy protont tartalmaznak az atommagban, „hidrogén” nevet viselnek, és a „H” szimbólummal jelölik, amelyet „hamunak” kell olvasni, valamint a kémiai elemet. +7-es nukleáris töltéssel (azaz 7 protont tartalmazó) - "nitrogén", az "N" szimbólummal rendelkezik, amelyet "en"-nek kell olvasni.

Amint a fenti táblázatból látható, az egyik atomjai kémiai elem eltérhet a neutronok számában az atommagokban.

Izotópoknak nevezzük azokat az atomokat, amelyek ugyanahhoz a kémiai elemhez tartoznak, de eltérő számú neutronnal és ennek következtében tömegükkel rendelkeznek.

Így például a hidrogén kémiai elemnek három izotópja van - 1 H, 2 H és 3 H. A H szimbólum feletti 1, 2 és 3 indexek a neutronok és protonok teljes számát jelentik. Azok. tudván, hogy a hidrogén kémiai elem, amelyre az a jellemző, hogy az atommagjaiban egy proton van, megállapíthatjuk, hogy az 1 H izotópban egyáltalán nincsenek neutronok (1-1 = 0). a 2 H izotóp - 1 neutron (2-1=1) és a 3 H izotópban - két neutron (3-1=2). Mivel, mint már említettük, a neutron és a proton tömege azonos, és az elektron tömege elhanyagolható hozzájuk képest, ez azt jelenti, hogy a 2 H izotóp majdnem kétszer olyan nehéz, mint az 1 H izotóp, a 3 H izotóp. az izotóp háromszor nehezebb.. A hidrogénizotópok tömegének ekkora elterjedése kapcsán a 2H és 3H izotópokat még külön elnevezéssel és szimbólummal is ellátták, ami más kémiai elemre nem jellemző. A 2 H izotópot deutériumnak nevezték el, és D szimbólummal, a 3 H izotópot pedig tríciumnak és T szimbólummal látták el.

Ha egységnek vesszük a proton és a neutron tömegét, és figyelmen kívül hagyjuk az elektron tömegét, akkor valójában az atomban lévő protonok és neutronok összlétszáma mellett a bal felső indexet tekinthetjük tömegének, ill. ezért ezt az indexet tömegszámnak nevezzük, és A szimbólummal jelöljük. Mivel bármely proton atommagjának töltése megfelel az atomnak, és minden proton töltése feltételesen egyenlőnek tekinthető +1-gyel, az atommagban lévő protonok száma töltésszámnak (Z) nevezzük. Az atomban lévő neutronok számát N betűvel jelölve matematikailag a tömegszám, a töltésszám és a neutronok száma közötti összefüggés a következőképpen fejezhető ki:

Alapján modern ötletek, az elektron kettős (részecskehullámú) természetű. Részecske és hullám tulajdonságai is vannak. A részecskéhez hasonlóan az elektronnak is van tömege és töltése, ugyanakkor az elektronok áramlását, akárcsak a hullámot, diffrakciós képesség jellemzi.

Az atomban lévő elektron állapotának leírására a kvantummechanika fogalmait használják, amelyek szerint az elektronnak nincs meghatározott mozgási pályája, és a tér bármely pontján, de eltérő valószínűséggel elhelyezkedhet.

Az atommag körüli térrégiót, ahol a legnagyobb valószínűséggel elektron található, atompályának nevezzük.

Egy atompályán lehet változatos formában, méret és tájolás. Az atomi pályát elektronfelhőnek is nevezik.

Grafikusan egy atompályát általában négyzet alakú cellaként jelölnek:

A kvantummechanika rendkívül összetett matematikai apparátussal rendelkezik, ezért egy iskolai kémia tantárgy keretein belül csak a kvantummechanikai elmélet következményeivel foglalkozunk.

Ezen konzekvenciák szerint bármely atompályát és a rajta elhelyezkedő elektront teljesen jellemzi 4 kvantumszám.

• A fő kvantumszám - n - határozza meg az elektron teljes energiáját egy adott pályán. A fő kvantumszám értéktartománya minden egész számok, azaz n = 1,2,3,4,5 stb.
• A pályakvantumszám - l - az atompálya alakját jellemzi, és bármilyen egész értéket vehet fel 0-tól n-1-ig, ahol n, visszahívás, a fő kvantumszám.

Az l = 0 pályákat nevezzük s-pályák. Az s-pályák gömb alakúak, és nincs irányuk a térben:

Az l = 1 pályákat nevezzük p-pályák. Ezeknek a pályáknak háromdimenziós nyolcas alakja van, azaz. a nyolcas szám szimmetriatengelye körüli elforgatásával kapott alakzat, és kifelé súlyzóhoz hasonlít:

Az l = 2 pályákat nevezzük d-pályák, és l = 3 – f-pályák. Szerkezetük sokkal összetettebb.

3) A mágneses kvantumszám - m l - meghatározza egy adott atompálya térbeli orientációját, és kifejezi a pálya szögimpulzusának vetületét az irányra. mágneses mező. Az m l mágneses kvantumszám megfelel a pálya orientációjának a külső mágneses térerősség vektor irányához képest, és bármilyen egész értéket vehet fel –l-től +l-ig, beleértve a 0-t is, azaz. teljes lehetséges értékek egyenlő (2l+1). Tehát például, ha l = 0 m l = 0 (egy érték), l = 1 m esetén l = -1, 0, +1 (három érték), ha l = 2 m l = -2, -1, 0, + 1 , +2 (a mágneses kvantumszám öt értéke) stb.

Tehát például a p-pályák, pl. az l = 1 pályakvantumszámú, „háromdimenziós nyolcas alakzatú” pályák a mágneses kvantumszám három értékének (-1, 0, +1) felelnek meg, ami viszont megfelel a tér három egymásra merőleges irányába.

4) A spinkvantumszám (vagy egyszerűen spin) - m s - feltételesen felelősnek tekinthető az atomban lévő elektron forgásirányáért, értéket vehet fel. A különböző spinű elektronokat különböző irányokba mutató függőleges nyilak jelzik: ↓ és .

Az atomban lévő összes olyan pályát, amelyeknek azonos a főkvantumszáma, energiaszintnek vagy elektronhéjnak nevezzük. Bármely tetszőleges energiaszint valamilyen n számmal n 2 pályából áll.

A főkvantumszám és az orbitális kvantumszám azonos értékeivel rendelkező pályák halmaza egy energia-alszint.

Minden energiaszint, amely megfelel az n fő kvantumszámnak, n alszintet tartalmaz. Viszont minden l pályakvantumszámú energia-alszint (2l+1) pályákból áll. Így az s-alréteg egy s-pályából, a p-alréteg három p-pályából, a d-alréteg öt d-pályából, az f-alréteg pedig hét f-pályából áll. Mivel, mint már említettük, egy atompályát gyakran egy négyzet alakú cellával jelölnek, az s-, p-, d- és f-alszintek grafikusan az alábbiak szerint ábrázolhatók:

Minden pálya megfelel egy egyedi, szigorúan meghatározott három kvantumszám n, l és m l halmazának.

Az elektronok pályákon való eloszlását elektronkonfigurációnak nevezzük.

Az atomi pályák elektronokkal való feltöltése három feltétellel összhangban történik:

• A minimális energia elve: Az elektronok kitöltik a pályákat a legalacsonyabb energiaszinttől kezdve. Az alszintek sorrendje az energia növekedésének sorrendjében a következő: 1s<2s<2p<3s<3p<4s≤3d<4p<5s≤4d<5p<6s…;

Annak érdekében, hogy könnyebben megjegyezzük az elektronikus alszintek kitöltésének sorrendjét, a következő grafikus illusztráció nagyon kényelmes:

• Pauli elv: Minden pályán legfeljebb két elektron tarthat.

Ha egy elektron van a pályán, akkor azt párosítatlannak, ha pedig kettő van, akkor elektronpárnak nevezzük.

• Hund szabálya: az atom legstabilabb állapota az, amelyben egy alszinten belül az atomnak a lehető legtöbb párosítatlan elektronja van. Az atomnak ezt a legstabilabb állapotát alapállapotnak nevezzük.

Valójában a fentiek azt jelentik, hogy például az 1., 2., 3. és 4. elektron elhelyezése a p-alszint három pályáján a következőképpen történik:

Az atompályák töltése 1-es töltésszámú hidrogénből 36-os töltésszámú kriptonba (Kr) a következőképpen történik:

Az atompályák feltöltésének sorrendjének hasonló ábrázolását energiadiagramnak nevezzük. Az egyes elemek elektronikus diagramjai alapján felírhatja azok úgynevezett elektronikus képleteit (konfigurációit). Tehát például egy 15 protonból és ennek eredményeként 15 elektronból álló elem, azaz. a foszfor (P) energiadiagramja a következő:

Elektronikus képletre fordítva a foszforatom a következő formában jelenik meg:

15 P = 1 mp 2 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p 3

Az alszint szimbólumtól balra lévő normál méretű számok az energiaszint számát, az alszint szimbólumtól jobbra lévő felső indexek pedig a megfelelő alszinten lévő elektronok számát mutatják.

Az alábbiakban a D.I. első 36 elemének elektronikus képlete látható. Mengyelejev.

időszak	Cikkszám.	szimbólum	cím	elektronikus képlet
én	1	H	hidrogén	1s 1
	2	Ő	hélium	1s2
II	3	Li	lítium	1s2 2s1
	4	Lenni	berillium	1s2 2s2
	5	B	bór	1s 2 2s 2 2p 1
	6	C	szén	1s 2 2s 2 2p 2
	7	N	nitrogén	1s 2 2s 2 2p 3
	8	O	oxigén	1s 2 2s 2 2p 4
	9	F	fluor	1s 2 2s 2 2p 5
	10	Ne	neon	1s 2 2s 2 2p 6
III	11	Na	nátrium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 1
	12	mg	magnézium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2
	13	Al	alumínium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 1
	14	Si	szilícium	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2
	15	P	foszfor	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 3
	16	S	kén	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4
	17	Cl	klór	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 5
	18	Ar	argon	1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6
IV	19	K	kálium	1 s 2 2 2 2 p 6 3 s 2 3 p 6 4 s 1
	20	kb	kalcium	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2
	21	sc	skandium	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 1
	22	Ti	titán	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 2
	23	V	vanádium	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4mp 2 3d 3
	24	Kr	króm	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 5 s a d alszint
	25	Mn	mangán	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 5
	26	Fe	Vas	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 6
	27	co	kobalt	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 7
	28	Ni	nikkel	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 8
	29	Cu	réz	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 3d 10 s a d alszint
	30	Zn	cink-	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10
	31	Ga	gallium	1 p 2 s 2 2p 6 3 s 2 3p 6 4 s 2 3d 10 4p 1
	32	Ge	germánium	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 2
	33	Mint	arzén	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 3
	34	Se	szelén	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4mp 2 3d 10 4p 4
	35	Br	bróm	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 5
	36	kr	kripton	1s 2 s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 2 3d 10 4p 6

Mint már említettük, alapállapotukban az atomi pályákon az elektronok a legkisebb energia elve szerint vannak elrendezve. Ennek ellenére az atom alapállapotában lévő üres p-pályák jelenlétében gyakran, amikor többletenergiát juttatnak rá, az atom átvihető az úgynevezett gerjesztett állapotba. Így például egy bóratom alapállapotában a következő formájú elektronikus konfigurációval és energiadiagrammal rendelkezik:

5 B = 1s 2 2s 2 2p 1

És gerjesztett állapotban (*), azaz. amikor energiát adunk a bóratomnak, annak elektronikus konfigurációja és energiadiagramja így fog kinézni:

5 B* = 1s 2 2s 1 2p 2

Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik ki utoljára, a kémiai elemeket s, p, d vagy f csoportokra osztják.

Az s, p, d és f-elemek megtalálása a táblázatban D.I. Mengyelejev:

• Az s-elemek az utolsó kitöltendő s-alszinttel rendelkeznek. Ezek az elemek az I. és II. csoport fő (a táblázatcellában balra) alcsoportjainak elemeit tartalmazzák.
• A p-elemeknél a p-alszint kitöltésre kerül. A p-elemek az első és a hetedik kivételével minden időszak utolsó hat elemét, valamint a III-VIII csoportok fő alcsoportjainak elemeit tartalmazzák.
• a d-elemek nagy periódusokban az s- és p-elemek között helyezkednek el.
• Az f-elemeket lantanidoknak és aktinidáknak nevezzük. A táblázat aljára helyezi őket D.I. Mengyelejev.

A periódusos rendszer elemeinek atomjainak elektronikus konfigurációi.

Az elektronok különböző AO-k közötti eloszlását ún egy atom elektronikus konfigurációja. A legalacsonyabb energiájú elektronikus konfiguráció megfelel a alapállapot atom, a többi konfiguráció erre utal izgatott állapotok.

Az atomok elektronikus konfigurációját kétféleképpen ábrázolják - elektronikus képletek és elektrondiffrakciós diagramok formájában. Elektronikus képletek írásakor a fő- és a pályakvantumszámokat használjuk. Az alszintet a főkvantumszám (szám) és az orbitális kvantumszám (megfelelő betű) jelöli. Az elektronok száma egy részszinten jellemzi a felső indexet. Például a hidrogénatom alapállapotára az elektronképlet a következő: 1 s 1 .

Az elektronikus szintek szerkezete teljesebben leírható elektrondiffrakciós diagramokkal, ahol az alszintek közötti eloszlást kvantumcellák formájában ábrázoljuk. Ebben az esetben a pályát hagyományosan négyzetként ábrázolják, amelyhez az alszint jelölést rögzítik. Az egyes szintek alszintjei magasságban kissé eltolódnak, mivel az energiájuk némileg eltérő. Az elektronokat a spinkvantumszám előjelétől függően nyilak vagy ↓ jelöljük. A hidrogénatom elektrondiffrakciós diagramja:

A többelektronos atomok elektronkonfigurációinak megalkotásának elve az, hogy protonokat és elektronokat adunk a hidrogénatomhoz. Az elektronok energiaszintek és alszintek közötti eloszlása ​​megfelel a korábban figyelembe vett szabályoknak: a legkisebb energia elvének, a Pauli-elvnek és a Hund-szabálynak.

Figyelembe véve az atomok elektronkonfigurációinak szerkezetét, az összes ismert elem az utoljára kitöltött részszint pályakvantumszámának értékével összhangban négy csoportra osztható: s- elemek, p- elemek, d- elemek, f-elemek.

A He (Z=2) héliumatomban a második elektron 1-et foglal el s-pálya, elektronikus képlete: 1 s 2. Elektronikus diagram:

A hélium az elemek periódusos rendszerének első legrövidebb időszakát fejezi be. A hélium elektronikus konfigurációját jelöljük.

A második periódus nyitja a lítium Li-t (Z=3), ennek elektronikus képlete: Elektrondiffrakciós diagram:

Az alábbiakban olyan elemek atomjainak egyszerűsített elektrondiffrakciós diagramjait mutatjuk be, amelyeknek azonos energiaszintű pályái azonos magasságban helyezkednek el. A belső, teljesen kitöltött alszintek nem jelennek meg.

A lítiumot a berillium Be (Z=4) követi, amelyben egy további elektron tölti be a 2-t s- orbitális. Elektronikus képlet Legyen: 2 s 2

Alapállapotban a következő bórelektron B (z=5) 2-t foglal el R-pálya, V:1 s 2 2s 2 2p egy ; elektrondiffrakciós mintázata:

A következő öt elem elektronikus konfigurációval rendelkezik:

C (Z=6): 2 s 2 2p 2N (Z=7): 2 s 2 2p 3

O (Z=8): 2 s 2 2p 4F (Z=9): 2 s 2 2p 5

Ne (Z=10): 2 s 2 2p 6

Az adott elektronikus konfigurációkat a Hund-szabály határozza meg.

A neon első és második energiaszintje teljesen megtelt. Jelöljük ki az elektronikus konfigurációját, és tovább fogjuk használni az elemek atomjainak elektronikus képleteinek rögzítésére.

A nátrium Na (Z=11) és Mg (Z=12) nyitja a harmadik periódust. A külső elektronok 3-at foglalnak el s-pálya:

Na (Z=11): 3 s 1

Mg (Z=12): 3 s 2

Ezután alumíniummal (Z=13) kezdve 3 R-alszint. A harmadik szakaszt argon Ar (Z=18) zárja:

Al (Z=13): 3 s 2 3p 1

Ar (Z=18): 3 s 2 3p 6

A harmadik periódus elemei abban különböznek a második elemeitől, hogy szabad 3-mal rendelkeznek d-pályák, amelyek részt vehetnek a kémiai kötés kialakításában. Ez magyarázza az elemek által kifejtett vegyértékállapotokat.

A negyedik periódusban a szabálynak megfelelően ( n+l), a kálium-K-ban (Z=19) és a kalcium-Ca-ban (Z=20) az elektronok 4-et foglalnak el s- alszint, nem 3 d.Sc-vel kezdődően (Z=21) és cink Zn-ig (Z=30) a töltés megtörténik3 d- alszint:

Elektronikus képletek d-az elemek ionos formában is ábrázolhatók: az alszintek a fő kvantumszám növekvő sorrendjében és konstans értékben vannak felsorolva n– növekvő orbitális kvantumszám sorrendjében. Például a Zn esetében egy ilyen bejegyzés így nézne ki: Mindkét bejegyzés egyenértékű, de a korábban megadott cinkképlet helyesen tükrözi az alszintek kitöltésének sorrendjét.

3. sor d-elemek a króm Cr-ban (Z=24) eltérés van a szabálytól ( n+l). Ennek a szabálynak megfelelően a Cr konfigurációjának a következőképpen kell kinéznie: Megállapítást nyert, hogy a valódi konfigurációja - Néha ezt a hatást az elektron "bemerülésének" nevezik. Hasonló hatásokat a felére megnövekedett stabilitás magyaráz p 3 , d 5 , f 7) és teljesen ( p 6 , d 10 , f 14) teljesített alszintek.

Eltérés a szabálytól ( n+l) más elemekben is megfigyelhető (6. táblázat). Ez annak köszönhető, hogy a főkvantumszám növekedésével az alszintek energiái közötti különbségek csökkennek.

Következik a 4. kitöltése p-alszint (Ga - Kr). A negyedik periódus mindössze 18 elemet tartalmaz. Hasonlóképpen töltse ki az 5 s-, 4d- és 5 p- az ötödik időszak 18 elemének alszintjei. Vegye figyelembe, hogy az energia 5 s- és 4 d- az alszintek nagyon közel vannak, és egy elektron 5-tel s- az alszint könnyen 4-re léphet d-alszint. 5-én s-Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Ag alszinten csak egy elektronja van. Alapállapotban 5 s- Pd alszint nincs kitöltve. Két elektron „merülése” figyelhető meg.

A 6. feltöltést követő hatodik időszakban s-a cézium Cs (Z=55) és a bárium Ba (Z=56) alszintje a következő elektron, a szabály szerint ( n+l), 4-et kell vennie f-alszint. A lantán La-ban (Z=57) azonban egy elektron belép az 5-be d-alszint. Félig töltött (4 f 7) 4f-alszint növelte a stabilitást, ezért a gadolínium Gd (Z=64) az europium Eu (Z=63) után 4-gyel f-alszint megtartja a korábbi elektronszámot (7), és az új elektron 5-re érkezik d-alszint, szabályszegés ( n+l). A terbium Tb-ben (Z=65) a következő elektron 4-et foglal el f-alszint és elektronátmenet van az 5-től d- alszint (konfiguráció 4 f 9 6s 2). Töltés 4 f-alszint az Yb ytterbiumnál végződik (Z=70). A lutécium atom következő elektronja 5-öt foglal el d-alszint. Elektronikus konfigurációja csak annyiban tér el a lantán atométól, hogy teljesen meg van töltve 4-gyel f-alszint.

6. táblázat

Kivételek ( n+l) – az első 86 elemre vonatkozó szabályok

Elem	Elektronikus konfiguráció
szabály szerint ( n+l)	tényleges
Cr (Z=24) Cu (Z=29) Nb (Z=41) Mo (Z=42) Tc (Z=43) Ru (Z=44) Rh (Z=45) Pd (Z=46) Ag ( Z=47) La (Z=57) Ce (Z=58) Gd (Z=64) Ir (Z=77) Pt (Z=78) Au (Z=79)	4s 2 3d 4 4s 2 3d 9 5s 2 4d 3 5s 2 4d 4 5s 2 4d 5 5s 2 4d 6 5s 2 4d 7 5s 2 4d 8 5s 2 4d 9 6s 2 4f 1 5d 0 6s 2 4f 2 5d 0 6s 2 4f 8 5d 0 6s 2 4f 14 5d 7 6s 2 4f 14 5d 8 6s 2 4f 14 5d 9	4s 1 3d 5 4s 1 3d 10 5s 1 4d 4 5s 1 4d 5 5s 1 4d 6 5s 1 4d 7 5s 1 4d 8 5s 0 4d 10 5s 1 4d 10 6s 2 4f 0 5d 1 6s 2 4f 1 5d 1 6s 2 4f 7 5d 1 6s 0 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 9 6s 1 4f 14 5d 10

Jelenleg a periódusos elemrendszerben D.I. Mengyelejev, a szkandium Sc és ittrium Y alatt néha a lutécium (a lantán helyett) található az első helyen. d-elem, és az előtte lévő mind a 14 elem, beleértve a lantánt is, speciális csoportba helyezve lantanidok túl az elemek periódusos rendszerén.

Az elemek kémiai tulajdonságait elsősorban a külső elektronszintek szerkezete határozza meg. Az elektronok számának változása a 4-en kívüli harmadikon f- az alszint kevéssé befolyásolja az elemek kémiai tulajdonságait. Tehát mind a 4 f az elemek tulajdonságaikban hasonlóak. Aztán a hatodik periódusban 5-ös betöltés következik d-alszint (Hf - Hg) és 6 p-alszint (Tl - Rn).

A hetedik időszakban 7 s-alszint kitöltve a francium Fr (Z=87) és a rádium Ra (Z=88) esetében. Az Actinium eltér a szabálytól ( n+l), és a következő elektron kitölti a 6-ot d- alszint, nem 5 f. Ezt követi egy elemcsoport (Th - No) 5-ös töltettel f-családot alkotó alszintek aktinidák. Vegye figyelembe, hogy a 6 d- és 5 f- az alszintek olyan közeli energiákkal rendelkeznek, hogy az aktinid atomok elektronikus konfigurációja gyakran nem engedelmeskedik a szabálynak ( n+l). De ebben az esetben a pontos konfigurációs érték 5 f t 5d m nem annyira fontos, mivel meglehetősen gyenge hatással van az elem kémiai tulajdonságaira.

Lawrencium Lr (Z=103) új elektronja van a 6-nál d-alszint. Ezt az elemet néha a periódusos rendszerben lutécium alatt helyezik el. A hetedik időszak nem zárult le. A 104-109 elemek instabilak, tulajdonságaik kevéssé ismertek. Így az atommag töltésének növekedésével a külső szintek hasonló elektronikus struktúrái periodikusan ismétlődnek. Ebben a tekintetben az elemek különböző tulajdonságainak időszakos változásaira is számítani kell.

Vegye figyelembe, hogy a leírt elektronikus konfigurációk a gázfázisban lévő izolált atomokra vonatkoznak. Egy elem atomjának konfigurációja teljesen eltérő lehet, ha az atom szilárd vagy oldatban van.

Az első négy periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete: $s-$, $p-$ és $d-$elemek. Az atom elektronikus konfigurációja. Az atomok alap- és gerjesztett állapotai

Az atom fogalma az ókori világban felmerült az anyag részecskéinek megjelölésére. Görögül az atom „oszthatatlant” jelent.

Elektronok

Stoney ír fizikus kísérletek alapján arra a következtetésre jutott, hogy az elektromosságot az összes kémiai elem atomjában létező legkisebb részecskék hordozzák. 1891 dollárban Stoney azt javasolta, hogy nevezzék el ezeket a részecskéket elektronok, ami görögül „borostyánt” jelent.

Néhány évvel azután, hogy az elektron megkapta a nevét, Joseph Thomson angol fizikus és Jean Perrin francia fizikus bebizonyította, hogy az elektronok negatív töltést hordoznak. Ez a legkisebb negatív töltés, amelyet a kémiában $(–1)$ egységnek veszünk. Thomsonnak még sikerült meghatároznia az elektron sebességét (ez megegyezik a fénysebességgel - 300 000 $ km/s) és az elektron tömegét (1836 $-szor kisebb, mint a hidrogénatom tömege).

Thomson és Perrin egy áramforrás pólusait két fémlemezzel - egy katóddal és egy anóddal - kapcsolták össze, üvegcsőbe forrasztva, ahonnan a levegőt evakuálták. Amikor körülbelül 10 ezer voltos feszültséget kapcsoltak az elektródalemezekre, fénykisülés villant a csőben, és a részecskék a katódról (negatív pólus) az anódra (pozitív pólusra) repültek, amit a tudósok először elneveztek. katódsugarak, majd rájött, hogy ez egy elektronfolyam. Az elektronok, amelyek például a TV képernyőjére felvitt speciális anyagokat érintik, fényt okoznak.

Arra a következtetésre jutottak: az elektronok kiszabadulnak annak az anyagnak az atomjaiból, amelyből a katód készül.

A szabad elektronok vagy azok fluxusa más módon is előállítható, például fémhuzal hevítésével vagy a periódusos rendszer I. csoportjának fő alcsoportjának elemei által alkotott fémekre (például cézium) eső fény hatására.

Az elektronok állapota egy atomban

Az atomban lévő elektron állapotát információhalmazként értjük energia fajlagos elektron be tér amelyben található. Azt már tudjuk, hogy az atomban lévő elektronnak nincs mozgáspályája, i.e. csak beszélni lehet valószínűségek megtalálni a mag körüli térben. Ennek a térnek az atommagot körülvevő bármely részén elhelyezkedhet, és különböző pozícióinak összességét egy bizonyos negatív töltéssűrűségű elektronfelhőnek tekintjük. Képletesen ez a következőképpen képzelhető el: ha le lehetne fényképezni egy elektron helyzetét egy atomban századmásodpercben vagy milliomod másodpercben, mint a fényképezésnél, akkor az ilyen fényképeken az elektron pontként lenne ábrázolva. Számtalan ilyen fénykép ráborítása egy olyan elektronfelhő képét eredményezné a legnagyobb sűrűséggel, ahol a legtöbb ilyen pont található.

Az ábrán egy ilyen elektronsűrűség "vágása" látható az atommagon áthaladó hidrogénatomban, egy gömböt pedig szaggatott vonal határol, amelyen belül 90%$ az elektron megtalálásának valószínűsége. Az atommaghoz legközelebb eső körvonal lefedi a térnek azt a tartományát, amelyben az elektron megtalálásának valószínűsége $10%$, az elektron találásának valószínűsége az atommag második körvonalán $20%$, a harmadikon belül - ≈30 $. %$ stb. Az elektron állapotában van némi bizonytalanság. Ennek a különleges állapotnak a jellemzésére W. Heisenberg német fizikus bevezette a fogalmat bizonytalanság elve, azaz kimutatta, hogy lehetetlen egyidejűleg és pontosan meghatározni az elektron energiáját és helyét. Minél pontosabban határozzák meg az elektron energiáját, annál bizonytalanabb a helyzete, és fordítva, a helyzet meghatározása után lehetetlen meghatározni az elektron energiáját. Az elektrondetektálás valószínűségi tartományának nincsenek egyértelmű határai. Kiválasztható azonban az a tér, ahol az elektron megtalálásának valószínűsége maximális.

Az atommag körüli teret, amelyben az elektron a legnagyobb valószínűséggel található, orbitálisnak nevezzük.

Körülbelül 90%$-át tartalmazza az elektronfelhőből, ami azt jelenti, hogy az elektron az időnek körülbelül 90%$-át a tér ezen részében tartózkodik. A forma szerint a jelenleg ismert pályatípusok közül $4$-t különböztetnek meg, melyeket a $s, p, d$ és $f$ latin betűkkel jelölünk. Az ábrán az elektronikus pályák egyes formáinak grafikus ábrázolása látható.

Az elektron bizonyos pályán való mozgásának legfontosabb jellemzője az atommaggal való kapcsolatának energiája. A hasonló energiaértékű elektronok egyetlent alkotnak elektronikus réteg, vagy energia szint. Az energiaszintek a magtól kezdve vannak számozva: $1, 2, 3, 4, 5, 6 $ és $7 $.

Az energiaszint számát jelölő $n$ egész számot főkvantumszámnak nevezzük.

Egy adott energiaszintet elfoglaló elektronok energiáját jellemzi. Az első energiaszintű, az atommaghoz legközelebb eső elektronok energiája a legkisebb. Az első szint elektronjaihoz képest a következő szintek elektronjait nagy energiamennyiség jellemzi. Következésképpen a külső szint elektronjai kötődnek a legkevésbé erősen az atommaghoz.

Az energiaszintek (elektronikus rétegek) száma egy atomban megegyezik a D. I. Mengyelejev-féle rendszerben szereplő periódus számával, amelyhez a kémiai elem tartozik: az első periódus elemeinek atomjai egy energiaszinttel rendelkeznek; a második időszak - kettő; hetedik periódus - hét.

Az energiaszintben lévő elektronok legnagyobb számát a következő képlet határozza meg:

ahol $N$ az elektronok maximális száma; $n$ a szintszám vagy a fő kvantumszám. Következésképpen: az atommaghoz legközelebb eső első energiaszint legfeljebb két elektront tartalmazhat; a másodikon - legfeljebb 8 dollár; a harmadikon - legfeljebb 18 dollár; a negyediken - legfeljebb 32 dollár. És hogyan vannak elrendezve az energiaszintek (elektronikus rétegek)?

A második $(n = 2)$ energiaszinttől kiindulva mindegyik szint alszintekre (alrétegekre) van felosztva, amelyek egymástól kissé eltérnek a maggal való kötési energiától.

Az alszintek száma megegyezik a fő kvantumszám értékével: az első energiaszintnek egy alszintje van; a második - kettő; harmadik - három; a negyedik négy. Az alszinteket pedig orbitálok alkotják.

A $n$ minden egyes értéke megfelel a $n^2$ pályák számának. A táblázatban bemutatott adatok szerint nyomon követhető az összefüggés a $n$ főkvantumszám és az alszintek száma, a pályák típusa és száma, valamint a részszinten és szintenkénti maximális elektronszám között.

Főkvantumszám, a pályák típusai és száma, az elektronok maximális száma alszinteken és szinteken.

Energiaszint $(n)$	Az alszintek száma megegyezik a $n$ értékkel	Orbitális típus	A pályák száma		Az elektronok maximális száma
			alszinten	$n^2$-val egyenlő szinten	alszinten	$n^2$-val egyenlő szinten
$K(n=1)$	$1$	$1s$	$1$	$1$	$2$	$2$
$L(n=2)$	$2$	$2s$	$1$	$4$	$2$	$8$
		$2p$	$3$		$6$
$M(n=3)$	$3$	$3s$	$1$	$9$	$2$	$18$
		$3p$	$3$		$6$
		$3d$	$5$		$10$
$N(n=4)$	$4$	4s$	$1$	$16$	$2$	$32$
		$4p$	$3$		$6$
		$4d$	$5$		$10$
		$4f$	$7$		$14$

Szokásos latin betűkkel jelölni az alszinteket, valamint a pályák alakját, amelyekből ezek állnak: $s, p, d, f$. Így:

• $s$-alszint - az egyes energiaszintek első, az atommaghoz legközelebb eső alszintje egy $s$-pályából áll;
• $p$-alszint - mindegyik második alszintje, kivéve az első, energiaszintet, három $p$-pályából áll;
• $d$-alszint - mindegyik harmadik alszintje, a harmadik energiaszinttől kezdve, öt $d$-pályából áll;
• Mindegyik $f$-alszintje a negyedik energiaszinttől kezdve hét $f$-pályából áll.

atommag

De nemcsak az elektronok részei az atomoknak. Henri Becquerel fizikus felfedezte, hogy egy uránsót tartalmazó természetes ásvány is ismeretlen sugárzást bocsát ki, megvilágítva a fénytől elzárt fotófilmeket. Ezt a jelenséget nevezték el radioaktivitás.

Háromféle radioaktív sugárzás létezik:

1. $α$-sugarak, amelyek $α$-részecskékből állnak, amelyek töltése $2$-szor nagyobb, mint egy elektron töltése, de pozitív előjelű, tömegük pedig $4$-szor nagyobb, mint egy hidrogénatom tömege;
2. A $β$-sugarak elektronfolyam;
3. A $γ$-sugarak elhanyagolható tömegű elektromágneses hullámok, amelyek nem hordoznak elektromos töltést.

Következésképpen az atom összetett szerkezetű - pozitív töltésű atommagból és elektronokból áll.

Hogyan van elrendezve az atom?

1910-ben a London melletti Cambridge-ben Ernest Rutherford tanítványaival és kollégáival a vékony aranyfólián áthaladó és a képernyőre eső α$-os részecskék szóródását tanulmányozta. Az alfa-részecskék általában csak egy fokkal tértek el az eredeti iránytól, ami – úgy tűnik – megerősítette az aranyatomok tulajdonságainak egységességét és egységességét. És hirtelen a kutatók észrevették, hogy néhány $α$-részecskék hirtelen megváltoztatták az útjuk irányát, mintha valami akadályba ütköznének.

A képernyőt a fólia elé helyezve Rutherford még azokat a ritka eseteket is képes volt észlelni, amikor az aranyatomokról visszaverődő $α$-részecskék az ellenkező irányba repültek.

A számítások azt mutatták, hogy a megfigyelt jelenségek akkor következhetnek be, ha az atom teljes tömege és annak összes pozitív töltése egy apró központi magban koncentrálódik. Az atommag sugara, mint kiderült, 100 000-szer kisebb, mint az egész atom sugara, azon a területen, ahol negatív töltésű elektronok vannak. Ha figuratív összehasonlítást alkalmazunk, akkor az atom teljes térfogata a Luzsnyiki stadionhoz, az atommag pedig a pálya közepén elhelyezkedő futballlabdához hasonlítható.

Bármely kémiai elem atomja egy parányi naprendszerhez hasonlítható. Ezért a Rutherford által javasolt atommodellt planetárisnak nevezik.

Protonok és neutronok

Kiderült, hogy az apró atommag, amelyben az atom teljes tömege koncentrálódik, kétféle részecskékből áll - protonokból és neutronokból.

Protonok töltésük megegyezik az elektronok töltésével, de ellentétes előjelben $(+1)$, tömege pedig megegyezik a hidrogénatom tömegével (a kémiában egységként fogadják el). A protonokat $↙(1)↖(1)p$ (vagy $р+$) jelöli. Neutronok nem hordoznak töltést, semlegesek és tömegük megegyezik a proton tömegével, azaz. 1 dollár. A neutronokat $↙(0)↖(1)n$ (vagy $n^0$) jelöli.

A protonokat és a neutronokat együttesen nevezzük nukleonok(a lat. sejtmag- sejtmag).

Az atomban lévő protonok és neutronok számának összegét nevezzük tömegszám. Például egy alumínium atom tömegszáma:

Mivel az elektron tömege, amely elhanyagolható, elhanyagolható, nyilvánvaló, hogy az atom teljes tömege az atommagban koncentrálódik. Az elektronokat a következőképpen jelöljük: $e↖(-)$.

Mivel az atom elektromosan semleges, az is nyilvánvaló hogy egy atomban a protonok és elektronok száma azonos. Ez egyenlő a kémiai elem rendszámával hozzá van rendelve a periódusos rendszerben. Például egy vasatom atommagja $26 $ protont tartalmaz, és $26 $ elektronok keringenek az atommag körül. És hogyan lehet meghatározni a neutronok számát?

Mint tudják, az atom tömege a protonok és a neutronok tömegének összege. A $(Z)$ elem sorszámának ismeretében, azaz. a protonok számát és a $(A)$ tömegszámot, amely megegyezik a protonok és neutronok számának összegével, a $(N)$ neutronok számát a következő képlet segítségével találhatja meg:

Például egy vasatomban a neutronok száma:

$56 – 26 = 30$.

A táblázat az elemi részecskék főbb jellemzőit mutatja be.

Az elemi részecskék alapvető jellemzői.

izotópok

Ugyanazon elem atomjainak változatait, amelyek azonos magtöltéssel, de eltérő tömegszámmal rendelkeznek, izotópoknak nevezzük.

Szó izotóp két görög szóból áll: isos- ugyanaz és toposz- hely, jelentése "egy hely elfoglalása" (cella) a Periodikus elemrendszerben.

A természetben található kémiai elemek izotópok keverékei. Így a szénnek három izotópja van, amelyek tömege 12, 13, 14 $; oxigén - három izotóp, amelyek tömege 16, 17, 18 dollár stb.

Általában a periódusos rendszerben megadva egy kémiai elem relatív atomtömege egy adott elem izotópjainak természetes keveréke atomtömegeinek átlagértéke, figyelembe véve azok relatív előfordulását a természetben, ezért a az atomtömegek gyakran töredékesek. Például a természetes klóratomok két izotóp keveréke - 35 $ (75% $ van a természetben) és 37 $ (25% $); ezért a klór relatív atomtömege 35,5 $. A klór izotópjai a következőképpen vannak felírva:

$↖(35)↙(17)(Cl)$ és $↖(37)↙(17)(Cl)$

A klór izotópjainak kémiai tulajdonságai pontosan megegyeznek a legtöbb kémiai elem izotópjaival, mint például a kálium, az argon:

$↖(39)↙(19)(K)$ és $↖(40)↙(19)(K)$, $↖(39)↙(18)(Ar)$ és $↖(40)↙(18) )(Ar)$

A hidrogénizotópok tulajdonságai azonban nagymértékben különböznek egymástól a relatív atomtömegük drámai megnövekedése miatt; még egyedi elnevezéseket és kémiai jeleket is kaptak: protium - $↖(1)↙(1)(H)$; deutérium - $↖(2)↙(1)(H)$ vagy $↖(2)↙(1)(D)$; trícium - $↖(3)↙(1)(H)$ vagy $↖(3)↙(1)(T)$.

Most már lehetőség nyílik egy kémiai elem modern, szigorúbb és tudományosabb meghatározására.

A kémiai elem azonos nukleáris töltéssel rendelkező atomok halmaza.

Az első négy periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete

Tekintsük az elemek atomjainak elektronkonfigurációinak leképezését D. I. Mengyelejev rendszerének periódusai szerint.

Az első időszak elemei.

Az atomok elektronszerkezetének sémái az elektronok elektronrétegek (energiaszintek) közötti eloszlását mutatják be.

Az atomok elektronikus képlete az elektronok energiaszintek és alszintek közötti eloszlását mutatja.

Az atomok grafikus elektronképletei nemcsak szinteken és alszinteken, hanem pályákon is megmutatják az elektronok eloszlását.

A hélium atomban az első elektronréteg kész – 2$ elektronja van.

A hidrogén és a hélium $s$-elemek, ezeknek az atomoknak $s$-pályái elektronokkal vannak kitöltve.

A második periódus elemei.

A második periódus összes eleme esetében az első elektronréteg megtöltődik, és az elektronok a második elektronréteg $s-$ és $p$ pályáját a legkisebb energia elvének megfelelően kitöltik (először $s$, majd $ p$) és Pauli és Hund szabályai.

A neonatomban elkészült a második elektronréteg – 8 dolláros elektronok vannak benne.

A harmadik periódus elemei.

A harmadik periódus elemeinek atomjainál az első és a második elektronréteg teljesül, így a harmadik elektronréteg kitöltődik, amelyben az elektronok 3s-, 3p- és 3d-alszintet foglalhatnak el.

A harmadik periódus elemeinek atomjainak elektronhéjának szerkezete.

A magnézium atomnál egy 3,5 dolláros elektronpálya készül el. A $Na$ és a $Mg$ $s$-elemek.

Az alumínium és az azt követő elemek esetében a $3d$ alszint tele van elektronokkal.

$↙(18)(Ar)$ Argon

$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)s^2(3)p^6$

Az argonatomban a külső réteg (a harmadik elektronréteg) 8 dollár elektront tartalmaz. A külső réteg elkészültével, de összességében a harmadik elektronrétegben, mint már tudjátok, 18 elektron lehet, ami azt jelenti, hogy a harmadik periódus elemeinek $3d$-pályája van kitöltetlenül.

Minden elem $Al$-tól $Ar$-ig - $p$ -elemek.

$s-$ és $r$ -elemek forma fő alcsoportok Periodikus rendszerben.

A negyedik periódus elemei.

A kálium- és kalciumatomoknak van egy negyedik elektronrétegük, a $4s$-alszint kitöltve, mert kevesebb energiája van, mint a $3d$-alszintnek. A negyedik periódus elemeinek atomjainak grafikus elektronképleteinek egyszerűsítésére:

1. feltételesen jelöljük az argon grafikus elektronképletét a következőképpen: $Ar$;
2. nem ábrázoljuk azokat az alszinteket, amelyek nincsenek kitöltve ezeknél az atomoknál.

$K, Ca$ - $s$ - elemek, fő alcsoportokba tartoznak. A $Sc$ és $Zn$ közötti atomok esetében a 3d alszint tele van elektronokkal. Ezek $3d$-elemek. Benne vannak oldalsó alcsoportok, prekülső elektronrétegük meg van töltve, hivatkozunk rájuk átmeneti elemek.

Ügyeljen a króm- és rézatomok elektronhéjának szerkezetére. Ezekben egy elektron "esik" a $4s-$-ról a $3d$ alszintre, ami az így létrejövő $3d^5$ és $3d^(10)$ elektronikus konfigurációk nagyobb energiastabilitásával magyarázható:

$↙(24)(Cr)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(4) 4s^(2)…$

$↙(29)(Cu)$ $1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)3d^(9)4s^(2)…$

Elem szimbólum, sorozatszám, név	Az elektronikus szerkezet diagramja	Elektronikus képlet	Grafikus elektronikus képlet
$↙(19)(K)$ Kálium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1$
$↙(20)(C)$ Kalcium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2$
$↙(21)(Sc)$ Scandium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^1$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^1(4)s^1$
$↙(22)(Ti)$ Titán		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^2$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^2(4)s^2$
$↙(23)(V)$ Vanádium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^3$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^3(4)s^2$
$↙(24)(Cr)$ Chrome		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^5$ vagy $1s^2(2)s^2(2)p ^6(3)p^6(3)d^5(4)s^1$
$↙(29)(Сu)$ Chromium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^1(3)d^(10)$ vagy $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^1$
$↙(30)(Zn)$ Cink		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)$ vagy $1s^2(2)s^2(2) )p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^2$
$↙(31)(Ga)$ gallium		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^(1)$ vagy $1s^2(2) s^2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^(1)$
$↙(36)(Kr)$ Kripton		$1s^2(2)s^2(2)p^6(3)p^6(4)s^2(3)d^(10)4p^6$ vagy $1s^2(2)s^ 2(2)p^6(3)p^6(3)d^(10)(4)s^(2)4p^6$

A cink atomban elkészült a harmadik elektronréteg - benne van az összes $3s, 3p$ és $3d$ alszint, összesen $18$ elektron van rajtuk.

A cinket követő elemekben a negyedik elektronréteg, a $4p$-alszint tovább töltődik. Elemek $Ga$-tól $Kr$-ig – $r$ -elemek.

A kriptonatom külső (negyedik) rétege elkészült, 8$ elektronja van. De csak a negyedik elektronrétegben, mint tudják, 32 dollár értékű elektron lehet; a kripton atomnak még mindig van kitöltetlen $4d-$ és $4f$-alszintje.

Az ötödik periódus elemei a következő sorrendben töltik ki az alszinteket: $5s → 4d → 5р$. És vannak kivételek az elektronok „meghibásodásával” kapcsolatban is: $↙(41)Nb$, $↙(42)Mo$, $↙(44)Ru$, $↙(45)Rh$, $↙( 46) Pd$, $↙(47)Ag$. A $f$ a hatodik és hetedik periódusban jelenik meg -elemek, azaz olyan elemek, amelyeknek a harmadik külső elektronikus réteg $4f-$, illetve $5f$-alszintje töltődik ki.

$4f$ -elemek hívott lantanidok.

$5f$ -elemek hívott aktinidák.

Az elektronikus részszintek kitöltési sorrendje a hatodik periódus elemeinek atomjaiban: $↙(55)Cs$ és $↙(56)Ba$ - $6s$-elemek; $↙(57)La ... 6s^(2)5d^(1)$ - $5d$-elem; $↙(58)Ce$ – $↙(71)Lu - 4f$-elemek; $↙(72)Hf$ – $↙(80)Hg - 5d$-elemek; $↙(81)Т1$ – $↙(86)Rn - 6d$-elemek. De itt is vannak olyan elemek, amelyekben az elektronpályák kitöltési sorrendje sérül, ami például a fél és teljesen kitöltött $f$-alszintek nagyobb energiastabilitásával jár, pl. $nf^7$ és $nf^(14)$.

Attól függően, hogy az atom melyik alszintjét töltik meg utoljára elektronokkal, az összes elem, amint azt már megértette, négy elektroncsaládra vagy blokkra van osztva:

1. $s$ -elemek; az atom külső szintjének $s$-alszintje tele van elektronokkal; A $s$-elemek közé tartozik a hidrogén, a hélium és az I. és II. csoport fő alcsoportjainak elemei;
2. $r$ -elemek; az atom külső szintjének $p$-alszintje tele van elektronokkal; A $p$-elemek a III–VIII. csoportok fő alcsoportjainak elemeit tartalmazzák;
3. $d$ -elemek; az atom prekülső szintjének $d$-alszintje tele van elektronokkal; A $d$-elemek közé tartoznak az I–VIII csoportok másodlagos alcsoportjainak elemei, azaz. $s-$ és $p-$ elemek között elhelyezkedő nagy periódusok interkalált évtizedeinek elemei. Úgy is hívják átmeneti elemek;
4. $f$ -elemek; Az atom külső szintjének $f-$alszintje tele van elektronokkal; ezek közé tartoznak a lantanidok és az aktinidák.

Az atom elektronikus konfigurációja. Az atomok alap- és gerjesztett állapotai

W. Pauli svájci fizikus 1925 dollárban megállapította Egy atomnak legfeljebb két elektronja lehet egy pályán. ellentétes (antipárhuzamos) pörgésekkel (angolul orsónak fordítva), azaz. olyan tulajdonságokkal rendelkezik, amelyek feltételesen elképzelhetők egy elektron képzeletbeli tengelye körüli forgásaként az óramutató járásával megegyező vagy ellentétes irányban. Ezt az elvet hívják a Pauli-elvet.

Ha egy elektron van egy pályán, akkor azt ún párosítatlan, ha kettő, akkor ez párosított elektronok, azaz ellentétes spinű elektronok.

Az ábrán az energiaszintek alszintekre való felosztásának diagramja látható.

$s-$ Orbitális, mint már tudja, gömb alakú. A $(n = 1)$ hidrogénatom elektron ezen a pályán helyezkedik el, és nincs párosítva. Eszerint az övé elektronikus képlet, vagy elektronikus konfiguráció, így van írva: $1s^1$. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a $ (1 ...) $ betű előtti szám jelzi, az alszintet (pályatípust) a latin betű, a számot pedig a a betűtől jobbra (kitevőként) az alszinten lévő elektronok számát mutatja.

Egy He héliumatom esetében, amelynek két pár elektronja van ugyanazon a $s-$pályán, ez a képlet: $1s^2$. A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz. A második $(n = 2)$ energiaszintnek négy pályája van, egy $s$ és három $p$. A második szintű $s$-pályás elektronok ($2s$-pályák) nagyobb energiájúak, mert nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint a $1s$-pálya $(n = 2)$ elektronjai. Általánosságban elmondható, hogy minden $n$ értékhez egy $s-$pálya tartozik, de rajta megfelelő mennyiségű elektronenergiával, és ezért ennek megfelelő átmérőjű, ami $n$.$s- értékkel nő. A $Orbital növekmény, amint azt már tudja, gömb alakú. A $(n = 1)$ hidrogénatom elektron ezen a pályán helyezkedik el, és nincs párosítva. Ezért az elektronikus képlete vagy elektronikus konfigurációja a következőképpen van felírva: $1s^1$. Az elektronikus képletekben az energiaszint számát a $ (1 ...) $ betű előtti szám jelzi, az alszintet (pályatípust) a latin betű, a számot pedig a a betűtől jobbra (kitevőként) az alszinten lévő elektronok számát mutatja.

Egy $He$ héliumatom esetében, amelynek két pár elektronja van ugyanazon a $s-$pályán, ez a képlet: $1s^2$. A hélium atom elektronhéja teljes és nagyon stabil. A hélium nemesgáz. A második $(n = 2)$ energiaszintnek négy pályája van, egy $s$ és három $p$. A második szintű $s-$pályák elektronjai ($2s$-pályák) nagyobb energiájúak, mert nagyobb távolságra vannak az atommagtól, mint a $1s$-pálya $(n = 2)$ elektronjai. Általánosságban elmondható, hogy minden $n$ értékhez egy $s-$pálya tartozik, de ennek megfelelő mennyiségű elektronenergiával, és ezért ennek megfelelő átmérőjű, a $n$ értékének növekedésével nő.

$r-$ Orbitális Súlyzó alakú vagy nyolcas kötet. Mindhárom $p$-pálya az atomban egymásra merőlegesen helyezkedik el az atommagon áthúzott térbeli koordináták mentén. Ismét hangsúlyozni kell, hogy minden energiaszintnek (elektronikus rétegnek) $n= 2$-tól kezdve három $p$-pályája van. A $n$ értékének növekedésével az elektronok $p$-pályákat foglalnak el, amelyek az atommagtól nagy távolságra helyezkednek el és a $x, y, z$ tengelyek mentén irányulnak.

A második $(n = 2)$ periódus elemeinél először egy $s$-pályát töltünk ki, majd három $p$-pályát; elektronikus képlet $Li: 1s^(2)2s^(1)$. A $2s^1$ elektron kevésbé kötődik az atommaghoz, így egy lítiumatom könnyen leadhatja (ahogy valószínűleg emlékszel, ezt a folyamatot oxidációnak hívják), $Li^+$ lítium-ionná alakulva.

A Be berillium atomban a negyedik elektron is a $2s$ pályára kerül: $1s^(2)2s^(2)$. A berillium atom két külső elektronja könnyen leválik - a $B^0$ $Be^(2+)$ kationná oxidálódik.

A bóratom ötödik elektronja a $2p$-pályát foglalja el: $1s^(2)2s^(2)2p^(1)$. Ezután a $2p$-pályákat töltjük ki a $C, N, O, F$ atomok közül, ami a neon nemesgázzal végződik: $1s^(2)2s^(2)2p^(6)$.

A harmadik periódus elemeinél a $3s-$, illetve a $3p$-pályák kerülnek kitöltésre. A harmadik szint öt $d$-pályája szabadon marad:

$↙(11)Na 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(1)$,

$↙(17)Cl 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(5)$,

$↙(18)Ar 1s^(2)2s^(2)2p^(6)3s^(2)3p^(6)$.

Néha az elektronok atomokban való eloszlását ábrázoló diagramokon csak az egyes energiaszinteken lévő elektronok száma van feltüntetve, pl. írja le a kémiai elemek atomjainak rövidített elektronikus képleteit, ellentétben a fenti teljes elektronikus képletekkel, például:

$↙(11)Na 2, 8, 1;$ $↙(17)Cl 2, 8, 7;$ $↙(18)Ar 2, 8, 8$.

Nagy periódusú elemeknél (negyedik és ötödik) az első két elektron $4s-$, illetve $5s$-pályát foglal el: $↙(19)K 2, 8, 8, 1;$ $↙(38)Sr 2 , 8, 18, 8, 2 dollár. Minden nagy periódus harmadik elemétől kezdve a következő tíz elektron az előző $3d-$ illetve $4d-$ pályára kerül (másodlagos alcsoportok elemei esetén): $↙(23)V 2, 8, 11 , 2;$ $↙( 26)Fr 2, 8, 14, 2;$ $↙(40)Zr 2, 8, 18, 10, 2;$ $↙(43)Tc 2, 8, 18, 13, 2 $. Általános szabály, hogy az előző $d$-alszint kitöltésekor a külső (illetve $4p-$ és $5p-$) $p-$-alszint kitöltése megkezdődik: $↙(33)As 2, 8, 18, 5;$ $ ↙(52)Te 2, 8, 18, 18, 6$.

A nagy periódusú elemeknél - a hatodik és a nem teljes hetedik - az elektronikus szintek és alszintek általában a következőképpen vannak feltöltve elektronokkal: az első két elektron belép a külső $s-$alszintre: $↙(56)Ba 2, 8 , 18, 18, 8, 2;$ $↙(87)Fr 2, 8, 18, 32, 18, 8, 1 $; a következő egy elektron ($La$ és $Ca$ esetén) az előző $d$-alszintre: $↙(57)La 2, 8, 18, 18, 9, 2$ és $↙(89)Ac 2, 8, 18, 32, 18, 9, 2 dollár.

Ekkor a következő $14$-os elektronok kívülről lépnek be a harmadik energiaszintre, a lantonidák és aktinidák $4f$ és $5f$ pályájára, rendre: $↙(64)Gd 2, 8, 18, 25, 9, 2 ;$ $↙(92 )U 2, 8, 18, 32, 21, 9, 2$.

Ekkor a kívülről jövő második energiaszint ($d$-alszint) ismét elkezd épülni az oldalsó alcsoportok elemei számára: $↙(73)Ta 2, 8, 18, 32, 11, 2;$ $↙( 104) Rf 2, 8, 18, 32, 32, 10, 2 $. És végül, csak azután, hogy a $d$-alszint teljesen megtelt tíz elektronnal, a $p$-alszint újra kitöltésre kerül: $↙(86)Rn 2, 8, 18, 32, 18, 8$.

Nagyon gyakran energia- vagy kvantumcellák segítségével ábrázolják az atomok elektronhéjának szerkezetét - felírják az ún. grafikus elektronikus képletek. Ehhez a rekordhoz a következő jelölést használjuk: minden kvantumcellát egy pályának megfelelő cella jelöl; minden elektront a spin irányának megfelelő nyíl jelzi. Grafikus elektronikus képlet írásakor két szabályt kell emlékezni: Pauli elv, amely szerint egy cellában (pályán) legfeljebb két elektron lehet, de antiparallel spinekkel, ill. F. Hund szabálya, amely szerint az elektronok először egyenként foglalják el a szabad cellákat, és ugyanakkor azonos spinértékkel rendelkeznek, és csak ezután párosulnak, de a spinek a Pauli-elv szerint már ellentétes irányúak lesznek.

Lewis-szimbólum: Elektrondiagram: Egy hidrogénatom egyetlen elektronja csak egy kémiai kötés kialakításában vehet részt más atomokkal: Kovalens kötések száma , amely adott vegyületben atomot képez, azt jellemzi vegyérték . Minden vegyületben a hidrogénatom egyértékű. Hélium A hélium a hidrogénhez hasonlóan az első időszak eleme. Egyetlen kvantumrétegében van egy s-pálya, amely két elektront tartalmaz antiparallel spinekkel (magányos elektronpár). Lewis szimbólum: Nem:. Elektronikus konfiguráció 1 s 2, grafikus ábrázolása: A héliumatomban nincsenek párosítatlan elektronok, nincsenek szabad pályák. Teljes az energiaszintje. A befejezett kvantumréteggel rendelkező atomok nem tudnak kémiai kötést kialakítani más atomokkal. Úgy hívják nemes vagy inert gázok. A hélium az első képviselőjük. MÁSODIK IDŐSZAKBAN Lítium Minden elem atomja második időszak van két energiaszintek. A belső kvantumréteg a hélium atom teljes energiaszintje. Ahogy fentebb látható, a konfigurációja így néz ki: 1 s 2, de a képére a rövidített jelölés is használható: . Egyes irodalmi forrásokban [K]-vel jelölik (az első elektronhéj nevével). A lítium második kvantumrétege négy pályát tartalmaz (22 = 4): egy sés három R. A lítium atom elektronikus konfigurációja: 1 s 22s 1 vagy 2 s 1. Az utolsó jelöléssel csak a külső kvantumréteg elektronjait (valenciaelektronokat) emeljük ki. A lítium Lewis-szimbóluma az Li. Az elektronikus konfiguráció grafikus ábrázolása:
Berillium Az elektronikus konfiguráció 2s2. A külső kvantumréteg elektronikus diagramja:
Bor Az elektronikus konfiguráció 2s22p1. A bór atom gerjesztett állapotba kerülhet. A külső kvantumréteg elektronikus diagramja:

Gerjesztett állapotban a bóratomnak három párosítatlan elektronja van, és három kémiai kötést tud kialakítani: BF3, B2O3. Ebben az esetben a bóratomnak van egy szabad pályája, amely a donor-akceptor mechanizmus révén részt vehet a kötés kialakításában. Szén Az elektronikus konfiguráció 2s22p2. A szénatom külső kvantumrétegének elektronikus diagramjai a talajban és a gerjesztett állapotokban:

Egy gerjesztetlen szénatom elektronpárosodás révén két kovalens kötést, donor-akceptor mechanizmus révén pedig egyet tud kialakítani. Ilyen vegyület például a szén-monoxid (II), amelynek képlete CO, és amelyet szén-monoxidnak neveznek. Felépítésével részletesebben a 2.1.2. fejezetben lesz szó. A gerjesztett szénatom egyedülálló: külső kvantumrétegének minden pályája párosítatlan elektronokkal van megtöltve, azaz. ugyanannyi vegyértékpályával és vegyértékelektronnal rendelkezik. Ideális partnere a hidrogénatom, amelynek egyetlen elektronja van egyetlen pályán. Ez magyarázza szénhidrogénképző képességüket. Négy párosítatlan elektronból álló szénatom négy kémiai kötést képez: CH4, CF4, CO2. A szerves vegyületek molekuláiban a szénatom mindig gerjesztett állapotban van:
A nitrogénatomot nem lehet gerjeszteni, mert külső kvantumrétegében nincs szabad pálya. Három kovalens kötést hoz létre elektronok párosításával:
Mivel a külső rétegben két párosítatlan elektron van, az oxigénatom két kovalens kötést képez:
Neon Az elektronikus konfiguráció 2s22p6. Lewis szimbólum: A külső kvantumréteg elektronikus diagramja:

A neonatom befejezett külső energiaszinttel rendelkezik, és nem képez kémiai kötéseket egyetlen atommal sem. Ez a második nemesgáz. HARMADIK PERIÓDUS A harmadik periódus összes elemének atomja három kvantumréteggel rendelkezik. Két belső energiaszint elektronikus konfigurációja a következővel ábrázolható. A külső elektronréteg kilenc pályát tartalmaz, amelyeket elektronok népesítenek be, az általános törvényeknek megfelelően. Tehát egy nátriumatom esetében az elektronikus konfiguráció így néz ki: 3s1, kalcium esetében - 3s2 (gerjesztett állapotban - 3s13p1), alumínium esetében - 3s23p1 (gerjesztett állapotban - 3s13p2). A második periódus elemeitől eltérően a harmadik periódus V-VII csoportjainak atomjai mind alapállapotban, mind gerjesztett állapotban létezhetnek. Foszfor A foszfor az ötödik csoport egyik eleme. Elektronikus konfigurációja 3s23p3. A nitrogénhez hasonlóan a külső energiaszintjén három párosítatlan elektron található, és három kovalens kötést képez. Példa erre a foszfin, amelynek képlete PH3 (hasonlítsa össze az ammóniával). De a foszfor, a nitrogéntől eltérően, szabad d-pályákat tartalmaz a külső kvantumrétegben, és gerjesztett állapotba kerülhet - 3s13p3d1:

Ez lehetővé teszi öt kovalens kötés kialakítását olyan vegyületekben, mint például a P2O5 és a H3PO4.

Kén Az alapállapotú elektronikus konfiguráció 3s23p4. Elektronikus diagram:
Azonban gerjeszthető, ha először egy elektront viszünk át R- a d-orbitális (első gerjesztett állapot), majd -val s- a d orbitális (második gerjesztett állapot):
Az első gerjesztett állapotban a kénatom négy kémiai kötést hoz létre olyan vegyületekben, mint a SO2 és a H2SO3. A kénatom második gerjesztett állapota elektronikus diagrammal ábrázolható:

Egy ilyen kénatom hat kémiai kötést képez az SO3 és H2SO4 vegyületekben.

1.3.3. Nagy elemek atomjainak elektronikus konfigurációi időszakokban A NEGYEDIK IDŐSZAK

Az időszak a kálium (19K) elektronikus konfigurációval kezdődik: 1s22s22p63s23p64s1 vagy 4s1 és a kalcium (20Ca): 1s22s22p63s23p64s2 vagy 4s2. Így a Klecskovszkij-szabálynak megfelelően az Ar p-pályák után töltődik fel az alacsonyabb energiájú külső 4s alszint. 4s orbitális közelebb hatol a maghoz; A 3d alszint üres marad (3d0). A szkandiumból kiindulva 10 elem népesíti be a 3d alszint pályáit. Úgy hívják d-elemek.

A pályák szekvenciális kitöltésének elve szerint a króm atomnak 4s23d4 elektronkonfigurációjúnak kell lennie, azonban van egy elektron „szivárgása”, ami egy 4s elektron átmenetéből áll egy energia közeli pályára (ábra 11).

Kísérletileg megállapították, hogy az atom azon állapotai, amelyekben a p-, d-, f-pályák félig (p3, d5, f7), teljesen (p6, d10, f14) vagy szabadok (p0, d0) , f0), nagyobb stabilitásúak. Ezért, ha egy atomnak hiányzik egy elektronja az alszint felezési vagy befejeződése előtt, akkor megfigyelhető annak „kiszivárgása” a korábban kitöltött pályáról (jelen esetben 4 másodperc).

A Cr és a Cu kivételével a Ca-tól a Zn-ig minden elemnek ugyanannyi elektronja van a külső szintjén - kettő. Ez magyarázza az átmeneti fémek sorozatában a tulajdonságok viszonylag kis változását. Ennek ellenére a felsorolt ​​elemeknél mind a külső, mind a külső előtti részszint 3d-elektronjai vegyértékek (kivéve a cinkatomot, amelyben a harmadik energiaszint teljesen kiteljesedik).

	31Ga 4s23d104p1 32Ge 4s23d104p2 33As 4s23d104p3 34Se 4s23d104p4 35Br 4s23d104p5 36 Kr 4s23d104p6

A 4d és 4f pálya szabadon maradt, bár a negyedik periódus véget ért.

ÖTÖDIK IDŐSZAK

A pályafeltöltés sorrendje ugyanaz, mint az előző időszakban: először az 5s pályát töltjük ( 37 Rb 5s1), majd 4d és 5p ( 54Xe 5s24d105p6). Az 5s és 4d pályák energiájában még közelebb vannak, így a legtöbb 4d elem (Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag) elektronátmenettel rendelkezik az 5s-ről a 4d alszintre.

HATODIK ÉS HETEDIK IDŐSZAK

Az előző hatodik időszaktól eltérően 32 elemet tartalmaz. A cézium és a bárium 6s elemek. A következő energetikailag kedvező állapotok a 6p, 4f és 5d. A Klecskovszkij-szabállyal ellentétben a lantán esetében nem a 4f, hanem az 5d pálya van kitöltve ( 57La 6s25d1), de az utána következő elemek 4f alszinttel vannak kitöltve ( 58 Ce 6s24f2), amelyen tizennégy lehetséges elektronikus állapot van. A cériumtól (Ce) a lutéciumig (Lu) terjedő atomokat lantanidokoknak nevezzük – ezek f-elemek. A lantanidok sorozatában néha előfordul az elektron "túllövése", valamint a d-elemek sorozatában. Amikor a 4f-alszint elkészült, az 5d-alszint (kilenc elem) folytatódik, és a hatodik periódus is befejeződik, mint bármely más, kivéve az első hat p-elemet.

A hetedik periódus első két s eleme a francium és a rádium, ezt követi egy 6d elem, az aktinium ( 89ac 7s26d1). Az aktiniumot tizennégy 5f elem – aktinidák – követi. Kilenc 6d elemnek kell követnie az aktinidákat, és hat p elemnek kell befejeznie a periódust. A hetedik időszak nem teljes.

A rendszer periódusainak elemekkel történő kialakításának és az atomi pályák elektronokkal való feltöltésének megfontolt mintázata az atomok elektronszerkezetének periodikus függőségét mutatja az atommag töltésétől.

Időszak - ez az elemek halmaza, amelyek az atommagok töltései szerint növekvő sorrendben vannak elrendezve, és a külső elektronok fő kvantumszámának azonos értékével jellemezhető. Az időszak elején töltse ki ns - és a végén - np -pályák (az első periódus kivételével). Ezek az elemek a D.I nyolc fő (A) alcsoportját alkotják. Mengyelejev.

Fő alcsoport - Ez egy függőlegesen elhelyezkedő kémiai elemek halmaza, amelyeknek azonos számú elektronja van a külső energiaszinten.

Egy perióduson belül, az atommag töltésének növekedésével és a külső elektronok balról jobbra irányuló vonzási erejével, az atomok sugarai csökkennek, ami viszont a fémes gyengülését és a nemfémes növekedését okozza. tulajdonságait. Per atomsugár vegyük az elméletileg számított távolságot az atommagtól a külső kvantumréteg maximális elektronsűrűségéig. Csoportokban felülről lefelé az energiaszintek száma, következésképpen az atomsugár növekszik. Ebben az esetben a fémes tulajdonságok javulnak. Az atomok fontos, az atommagok töltéseitől függően periodikusan változó tulajdonságai közé tartozik az ionizációs energia és az elektronaffinitás is, amelyekről a 2.2. fejezetben lesz szó.

Egy atom elektronikus konfigurációja egy képlet, amely megmutatja az elektronok elrendezését egy atomban szintek és alszintek szerint. A cikk tanulmányozása után megtudja, hol és hogyan helyezkednek el az elektronok, megismerkedhet a kvantumszámokkal, és meg tudja építeni egy atom elektronikus konfigurációját a szám alapján, a cikk végén található az elemek táblázata.

Miért tanulmányozzuk az elemek elektronikus konfigurációját?

Az atomok olyanok, mint egy konstruktor: bizonyos számú részük van, különböznek egymástól, de két azonos típusú rész teljesen egyforma. De ez a konstruktor sokkal érdekesebb, mint a műanyag, és itt van miért. A konfiguráció attól függően változik, hogy ki van a közelben. Például a hidrogén mellett oxigén talán vízzé alakul, a nátrium mellett gázzá, a vas mellett pedig teljesen rozsdává változtatja. Annak a kérdésnek a megválaszolásához, hogy ez miért történik, és hogy megjósolhassuk egy atom viselkedését egy másik mellett, meg kell vizsgálni az elektronikus konfigurációt, amelyet az alábbiakban tárgyalunk.

Hány elektron van egy atomban?

Az atom magból és a körülötte keringő elektronokból áll, az atommag protonokból és neutronokból áll. Semleges állapotban minden atomnak annyi elektronja van, mint ahány proton van az atommagjában. A protonok számát az elem sorszáma jelezte, például a kénnek 16 protonja van - ez a periódusos rendszer 16. eleme. Az aranynak 79 protonja van - ez a periódusos rendszer 79. eleme. Ennek megfelelően semleges állapotban 16 elektron van a kénben, az aranyban pedig 79 elektron.

Hol keressünk elektront?

Az elektron viselkedését megfigyelve bizonyos mintázatok származtathatók, ezeket kvantumszámokkal írják le, összesen négy van belőlük:

• Főkvantumszám
• Orbitális kvantumszám
• Mágneses kvantumszám
• Spin kvantumszám

Orbitális

Továbbá a pálya szó helyett az "pálya" kifejezést fogjuk használni, az orbitál az elektron hullámfüggvénye, nagyjából - ez az a terület, ahol az elektron az idő 90%-át tölti.

N - szint
L - héj
M l - pályaszám
M s - az első vagy a második elektron a pályán

l pályakvantumszám

Az elektronfelhő vizsgálata során kiderült, hogy az energiaszinttől függően a felhőnek négy fő formája van: labda, súlyzók és a másik kettő, összetettebb. Az energia növekvő sorrendjében ezeket a formákat s-, p-, d- és f-héjaknak nevezzük. Mindegyik héjnak 1 (s), 3 (p), 5 (d) és 7 (f) pályája lehet. Az orbitális kvantumszám az a héj, amelyen a pályák találhatók. Az s, p, d és f orbitális pályakvantumszám rendre 0, 1, 2 vagy 3 értéket vesz fel.

Az s-héjon egy pálya (L=0) - két elektron
Három pálya van a p-héjon (L=1) - hat elektron
Öt pálya van a d-héjon (L=2) - tíz elektron
Hét pálya (L=3) van az f-héjon – tizennégy elektron

Mágneses kvantumszám m l

A p-shell-en három pálya található, ezeket -L-től +L-ig terjedő számokkal jelöljük, vagyis a p-shell-hez (L=1) vannak "-1", "0" és "1" pályák. . A mágneses kvantumszámot m l betűvel jelöljük.

A héjon belül könnyebben helyezkednek el az elektronok különböző pályákon, így az első elektronok minden pályára megtöltenek egyet, majd mindegyikhez hozzáadják a párját.

Tekintsünk egy d-shell-t:
A d-héj az L=2 értéknek felel meg, azaz öt orbitál (-2,-1,0,1 és 2), az első öt elektron tölti ki a héjat, az M l =-2 értékeket felvéve, Ml=-1,Ml=0, Ml=1,Ml=2.

Spin kvantumszám m s

A spin az elektron forgásiránya a tengelye körül, két iránya van, tehát a spinkvantumszámnak két értéke van: +1/2 és -1/2. Csak két ellentétes spinű elektron lehet ugyanazon az energia-alszinten. A spinkvantumszámot m s-vel jelöljük

n főkvantumszám

A fő kvantumszám az energiaszint, jelenleg hét energiaszint ismeretes, mindegyiket egy-egy arab szám jelöli: 1,2,3,...7. A shellek száma minden szinten megegyezik a szintszámmal: az első szinten egy shell, a másodikon kettő, és így tovább.

Elektronszám

Tehát bármely elektron négy kvantumszámmal leírható, ezeknek a számoknak a kombinációja az elektron minden pozíciójára egyedi, vegyük az első elektront, a legalacsonyabb energiaszint N=1, az első szinten egy héj található, az első héj bármely szinten labda alakú (s -shell), azaz. L=0, a mágneses kvantumszám csak egy értéket vehet fel, M l =0 és a spin +1/2 lesz. Ha vesszük az ötödik elektront (bármelyik atomban van is), akkor a fő kvantumszámok a következők lesznek: N=2, L=1, M=-1, spin 1/2.